Урок №36. Химические реакции. Контрольная работа №3

Контрольная работа №3

в виде тестовых заданий по теме «Химические реакции»

“3” - 9 баллов, “4” - 15 баллов, “5” -22 балл.

ВАРИАНТ № 2

А.

1. (2 балла) Физическое явление – это:

а) испарение воды

б) горение керосина

в) скисание молока.

2. (2 балла) Уравнение реакции замещения:

а) BaO + H2O = Ba(OH)2

б) CuO + H2 = Cu + H2O

в) 3 KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3 H2O

3. (3 балла) По данной левой части уравнения ZnO + 2 HCl =… восстановите его

правую часть.

а) ZnCl2 + H2O

б) ZnCl2 + 2 H2O

в) ZnCl2 + H2

4. (2 балла) Из одного сложного вещества образуется два или более новых веществ

в реакции:

а) замещение

б) обмена

в) разложение

г) соединение

Б.

5. (6 баллов) Расставьте коэффициенты в схемах и укажите типы химических

реакций:

а) Fe2O3 + HCl= FeCl3 + H2O

б) NO + O2= NO2

6. (7 баллов) Восстановите пропущенную запись, укажите тип химической

реакции:

а)? + H2SO4 = ZnSO4 + H2

б) 4 Al +?= 2 Al2O3

Урок №37 -45. Тема на самоизучение

Химические свойства кислот

взаимодействие с металлами (в ряду активности находящихся до водорода), протекает

с выделением газообразного водорода и образованием солей:

H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2↑

Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода, не вступают в реакцию с

кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и

продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы

восстановителя.

Взаимодействуют с оксидами основных и амфотерных металлов с образованием солей

и воды:

H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O

С основаниями, с образованием солей и воды (так называемая реакция нейтрализации):

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

Кислоты могут взаимодействовать с солями, если в результате реакции будет

образовываться нерастворимая соль, или выделяться газ:

H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + H2O + CO2↑

Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

Получение кислот

Взаимодействие кислотного оксида с водой:

H2O + SO3 →H2SO4

Взаимодействие водорода и неметалла:

H2 + Cl2 → 2HCl

Вытеснение слабой кислоты из солей, более сильной кислотой:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

Применение кислот

В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.

Серная кислота (H2SO4), находит широкое применение в химической технологии, для

производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в

пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве

аккумуляторных батарей.

Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в

лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным

окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

Борная кислота (H3BO3) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса

при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется

как средство от тараканов.

Широко известны в домашнем использовании при

выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления

накипи.

Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

Азотная кислота (HNO3) находит применение при производстве взрывчатых веществ,

при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

Химические свойства солей.

1. Соли являются электролитами.

В водных растворах соли диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы)

металлов и отрицательно заряженные ионы (анионы) кислотных остатков.

Например, при растворении кристаллов хлорида натрия в воде положительно заряженные

ионы натрия и отрицательно заряженные ионы хлора, из которых образована

кристаллическая решётка этого вещества, переходят в раствор:

NaCl→Na++Cl−.

При электролитической диссоциации сульфата алюминия образуются положительно

заряженные ионы алюминия и отрицательно заряженные сульфат-ионы:

Al2(SO4)3→2Al3++3SO2−4.

2. Соли могут взаимодействовать с металлами.

В ходе реакции замещения, протекающей в водном растворе, химически более активный

металл вытесняет менее активный.

Например, если кусочек железа поместить в раствор сульфата меди, он покрывается

красно-бурым осадком меди. Раствор постепенно меняет цвет с синего на бледно-зелёный,

поскольку образуется соль железа(II):

Fe+CuSO4→FeSO4+Cu↓.

взаимодействие сульфата меди(II) с железом

При взаимодействии хлорида меди(II) с алюминием образуются хлорид алюминия и медь:

2Al+3CuCl2→2AlCl3+3Cu↓.

3. Соли могут взаимодействовать с кислотами.

Протекает реакция обмена, в ходе которой химически более активная кислота вытесняет

менее активную.

Например, при взаимодействии раствора хлорида бария с серной кислотой образуется

осадок сульфата бария, а в растворе остаётся соляная кислота:

BaCl2+H2SO4→BaSO4↓+2HCl.

При взаимодействии карбоната кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция и

угольная кислота, которая тут же разлагается на углекислый газ и воду:

CaCO3+2HCl→CaCl2+H2O+CO2↑ H2CO3.

4. Растворимые в воде соли могут взаимодействовать со щелочами.

Реакция обмена возможна в том случае, если в результате хотя бы один из продуктов

является практически нерастворимым (выпадает в осадок).

Например, при взаимодействии нитрата никеля(II) с гидроксидом натрия образуются

нитрат натрия и практически нерастворимый гидроксид никеля(II):

Ni(NO3)2+2NaOH→Ni(OH)2⏐↓+2NaNO3.

Взаимодействие нитрата никеля(II) с гидроксидом натрия

При взаимодействии карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашёной известью)

образуются гидроксид натрия и практически нерастворимый карбонат кальция:

Na2CO3+Ca(OH)2→2NaOH+CaCO3⏐↓.

5. Растворимые в воде соли могут вступать в реакцию обмена с другими

растворимыми в воде солями, если в результате образуется хотя бы одно

практически нерастворимое вещество.

Например, при взаимодействии сульфида натрия с нитратом серебра образуются нитрат

натрия и практически нерастворимый сульфид серебра:

Na2S+2AgNO3→NaNO3+Ag2S↓.

Взаимодействие сульфида натрия с нитратом серебра

При взаимодействии нитрата бария с сульфатом калия образуются нитрат калия и

практически нерастворимый сульфат бария:

Ba(NO3)2+K2SO4→2KNO3+BaSO4⏐↓.

6. Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Причём химические реакции, которые протекают при этом, можно условно разделить на

две группы:

реакции, в ходе которых элементы не изменяют степень окисления,

окислительно-восстановительные реакции.

A. Реакции разложения солей, протекающие без изменения степени окисления элементов.

В качестве примеров таких химических реакций рассмотрим, как протекает разложение

карбонатов.

При сильном нагревании карбонат кальция (мел, известняк, мрамор) разлагается, образуя

оксид кальция (жжёную известь) и углекислый газ:

CaCO3⇄t°CaO+CO2↑.

Разложение мела при нагревании

Гидрокарбонат натрия (пищевая сода) при небольшом нагревании разлагается на карбонат

натрия (соду), воду и углекислый газ:

2NaHCO3⇄t°Na2CO3+H2O+CO2↑.

Разложение гидрокарбоната натрия

Кристаллогидраты солей при нагревании теряют воду. Например, пентагидрат сульфата

меди(II) (медный купорос), постепенно теряя воду, превращается в безводный сульфат

меди(II):

CuSO4⋅5H2O→t°CuSO4+5H2O.

При обычных условиях образовавшийся безводный сульфат меди можно превратить в

кристаллогидрат:

CuSO4+5H2O→CuSO4⋅5H2O

Разрушение и образование медного купороса

Аналогичная химическая реакция протекает, когда к гемигидрату сульфата кальция

(жжёному гипсу) при помешивании добавляют воду. Получившаяся кашица быстро

застывает в результате образования дигидрата сульфата кальция (гипса):

CaSO4⋅0,5H2O+1,5H2O→CaSO4⋅2H2O

Застывание гипса

Б. Окислительно-восстановительные реакции разложения солей.

Окислительно-восстановительные процессы протекают при разложении нитратов.

Например, при термическом разложении нитрата калия образуются нитрит этого металла

и кислород:

2KN+5O−23−→−t°2KN+3O2+O2↑0

Разложение нитрата калия

Разложение перманганата калия в лабораторных условиях можно использовать для

получения кислорода. При разложении этой соли, кроме кислорода, образуются манганат

калия и оксид марганца(IV):

2KMn+7O−24−→−t°K2Mn+6O4+Mn+4O2+O2↑0

Химические свойства оснований.

Химические свойства гидроксида металла во многом зависят от того, к какой группе он принадлежит — к щелочам или к нерастворимым основаниям.

химические свойства щелочей

1. Кристаллы щелочей при растворении в воде полностью диссоциируют, то

есть распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы. A) Например, при диссоциации гидроксида натрия образуются положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:

NaOH→Na++OH−.

Б) Процесс диссоциации гидроксида кальция отображается следующим уравнением:

Ca(OH)2→Ca2++2OH−.

2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. Фактически с индикатором взаимодействуют гидроксид-ионы, содержащиеся в растворе любой щёлочи. При этом протекает химическая реакция с образованием нового продукта, признаком протекания которой является изменение окраски вещества. Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей

Индикатор Изменение окраски индикатора

Лакмус

Фиолетовый лакмус становится синим

Фенолфталеин

Беcцветный фенолфталеин становится

малиновым

Универсальный

индикатор

Универсальный индикатор становится

синим

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Реакции обмена между щелочами и кислотами называют реакциями нейтрализации.

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой

образуются хлорид натрия и вода: NaOH+HCl→NaCl+H2O.

Б) Если нейтрализовать гидроксид кальция азотной кислотой, образуются нитрат кальция и вода:

Ca(OH)2+2HNO3→Ca(NO3)2+2H2O.

4. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду.

А) Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода(IV) т.

е. углекислым газом, образуются карбонат кальция и вода:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3⏐↓+H2O.

Обрати внимание!

При помощи этой химической реакции можно доказать присутствие оксида

углерода(IV): при пропускании углекислого газа через известковую воду

(насыщенный раствор гидроксида кальция) раствор мутнеет, поскольку выпадает осадок белого цвета — образуется нерастворимый карбонат кальция.

Б) При взаимодействии гидроксида натрия с оксидом фосфора(V) образуются

фосфат натрия и вода:

6NaOH+P2O5→2Na3PO4+3H2O.

5. Щёлочи могут взаимодействовать с растворимыми в воде солями.

Обрати внимание!

Реакция обмена между основанием и солью возможна в том случае, если оба исходных вещества растворимы, а в результате образуется хотя бы одно нерастворимое вещество (выпадает осадок).

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди(II)

образуются сульфат натрия и гидроксид меди(II):

2NaOH+CuSO4→Na2SO4+Cu(OH)2⏐↓.

Б) При взаимодействии гидроксида кальция с карбонатом натрия образуются карбонат кальция и гидроксид натрия:

Ca(OH)2+Na2CO3→CaCO3⏐↓+2NaOH.

6. Малорастворимые щёлочи при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

Например, если нагреть гидроксид кальция, образуются оксид кальция и водяной пар:

Ca(OH)2−→−t°CaO+H2O↑⏐⏐.

Общие химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

А) Например, при взаимодействии гидроксида меди(II) с серной кислотой

образуются сульфат меди(II) и вода:

Cu(OH)2+H2SO4→CuSO4+2H2O.

Б) При взаимодействии гидроксида железа(III) с соляной (хлороводородной)

кислотой образуются хлорид железа(III) и вода:

Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3H2O.

2. Некоторые нерастворимые основания могут взаимодействовать с некоторыми кислотными оксидами, образуя соль и воду.

Например, при взаимодействии гидроксида меди(II) с оксидом серы(VI)

образуются сульфат меди(II) и вода:

Cu(OH)2+SO3−→−t°CuSO4+H2O.

3. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

А) Например, при нагревании гидроксида меди(II) образуются оксид меди(II) и

вода:

Cu(OH)2−→−t°CuO+H2O.

Б) Гидроксид железа(III) при нагревании разлагается на оксид железа(III) и воду:

2Fe(OH)3−→−t°Fe2O3+3H2O.

Химические свойства оксидов

Основные оксиды

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов

(оснований): Основные оксиды реагируют с кислотными

оксидами с образованием солей: Аналогично реагируют и с

кислотами, но с выделением воды: Оксиды

металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:

Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому

кислоты получают другими путями.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:

Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды

реагируют с основаниями: Если данному оксиду

соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:

Нелетучие кислотные оксиды могут

замещать в солях летучие оксиды:

Амфотерные оксиды

Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут

проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных

оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием

солей: И в реакциях с основаниями или основными

оксидами проявляют кислотные свойства:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием

кислорода с химических элементом: При обжиге или горении

различных бинарных соединений: Термическое

разложение солей, кислот и оснований :

Взаимодействие некоторых металлов с водой:

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и

находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид

водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для

получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают

срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве.

Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид кремния SiO2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома

Cr2O3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы,

используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

Задание: По изученному материалу создайте для каждого класса веществ схему или

таблицу, которая отражает с какими веществами вступает в химическую реакцию та, или

иная группа (т.е. кислоты, основания, соли, оксиды). Для каждой из четырёх схем запишите

уравнения реакций.

Лабораторная работа №9

Тема: Исследование свойств кислот

Цель: формирование знаний о реакциях нейтрализации

Оборудование: пробирки с растворами: соляной кислоты, гидроксида калия,

карбоната натрия, серной кислоты, цинк в гранулах, фенолфталеин, пустые пробирки,

стеклянные трубки колбы с водой.

Время выполнения: 45 минут

Краткие теоретические сведения Кислоты обладают разнообразными химическими свойствами и взаимодействуют

с металлами, основаниями, солями и оксидами металлов.

Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в

отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут

практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по

отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие

металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий,

кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода

и большого количества тепла.

HCl + Hg = не образуется

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в

ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа –

неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он

взаимодействует с кислотами.

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать с

металлом.

Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются

слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром,

железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны

реагировать).

Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное

исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется.

Концентрированные кислоты с металлами ведут себя иначе, чем разбавленные:

Cu + 4 HNO3(конц.) =Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

8 K + 5 H2SO4(конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует

с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной

кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными

кислотами сразу же покрываются продуктами окисления. Это обстоятельство используют

в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в

железных бочках.

Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.

Кислота реагирует с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде

обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации

обязательно является вода. Кислота + основание =соль +вода

Например,

H2SO4+ Ca(OH)2=CaSO4 +2 H2O

H3PO4+Fe(OH)3=FePO4+3 H2O

2 H3PO4 +3 Ca(OH)2=Ca3(PO4)2 +6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих

веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде,

они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми

основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо

растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями –

такими как NaOH и KOH.

Кислоты вступают в реакции солями. При химических реакциях кислот с солями

обязательно надо учитывать основные признаки химических реакций, а именно,

химическая реакция пройдёт, если будет выделяться газ, выпадет осадок, и т.д.

В реакции между карбонатами и кислотами выделяется углекислый газ CO2

Например, Nа2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O. Конечно, если говорить точно, то

образуется слабая угольная кислота (H2CO3), которая сразу же распадается на углекислый

газ и воду. Приведенная реакция является качественной на карбонаты.

При этих реакциях образуется соль и другая кислота (менее слабая). Таким

способом в лаборатории получают многие слабые кислоты.

Результатом взаимодействия кислот с солями так же могут быть осадки: например,

при реакции серной кислоты с солями бария, соляной кислоты с нитратом серебра и другие.

Реакции между кислотами и солями часто используют как качественные.

Последовательность выполнения работы:

Внимание! Записи о наблюдаемых явлениях по всем опытам внесите в таблицу

по форме:

Что делали Что наблюдали Уравнения реакций Вывод

Уравнения запишите в молекулярном и ионном виде!!!

ОПЫТ 1. 1. В пустую пробирку налейте 1 мл раствора соляной кислоты и опустите гранулу

цинка.

2. Опишите наблюдаемое явление

3. Сформулируйте вывод.

ОПЫТ 2.

1. В пробирку с гидроксидом калия добавьте фенолфталеин до появления

малиновой окраски индикатора, затем с помощью стеклянной трубки медленно добавляйте

соляную кислоту до исчезновения окраски.

2. Опишите наблюдаемое явление

3. Сформулируйте вывод

ОПЫТ 3.

1. В пробирку с раствором карбоната натрия добавьте немного раствора серной

кислоты.

2. Опишите наблюдаемое явление.

3. Сформулируйте вывод

Контрольные вопросы:

1. Как называются реакции между кислотой и основанием?

2. С какой целью в реакции используется индикатор?

3. При взаимодействии соляной кислоты с какой солью образуется нерастворимое

вещество?

4. Перечислите условия, при которых металлы вступают в реакцию с кислотами

Форма отчета: письменное выполнение работы.

Лабораторная работа №10

Тема: Исследование свойств оснований

Цель: исследование химических свойств щелочей на примере реакции

взаимодействия гидроксида натрия с сульфатом меди и реакции разложения гидроксида

меди.

Оборудование: пробирка с раствором гидроксида натрия, пробирка с раствором

сульфата меди, спиртовка, держатель для пробирок.

Время выполнения: 45 минут

Краткие теоретические сведения

Основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны с гидрокси-

группами.

Существует также основание, в котором гидрокси-группа присоединена не к

металлу, а к иону NH4+ (катиону аммония). Это основание называется гидроксидом

аммония и имеет формулу NH4OH. Гидроксид аммония образуется в реакции

присоединения воды к аммиаку, когда аммиак растворяют в воде:

NH3 + H2O = NH4OH (гидроксид аммония).

NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция,

Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), Ba(OH)2 – гидроксид бария.

Гидрокси-группы одновалентны, поэтому формулу основания легко составить по

валентности металла. К химическому символу металла надо приписать столько гидрокси-

групп, какова валентность металла. Большинство оснований – ионные соединения.

Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания

называются щелочами. Лишь небольшую часть всех оснований называют щелочами. Это,

например, KOH – гидроксид калия (едкое кали), NaOH – гидроксид натрия (едкий натр),

LiOH – гидроксид лития, Ca(OH)2 – гидроксид кальция (его раствор называется

известковой водой), Ba(OH)2 – гидроксид бария. Большинство других оснований в воде

нерастворимы и щелочами их не называют.

Растворы щелочей скользкие на ощупь ("мыльные") и довольно едкие. Они

разъедают кожу, ткани, бумагу, очень опасны (как и кислоты) при попадании в глаза.

Поэтому при работе со щелочами и кислотами необходимо пользоваться защитными

очками. Если раствор щелочи все-таки попал в лицо, необходимо промыть глаза большим

количеством воды, а затем разбавленным раствором слабой кислоты (например, уксусной).

Этот способ медицинской помощи основан на уже известной нам реакции нейтрализации.

NaOH + уксусная кислота (разб.) = соль + вода

Для реакций с солями подходят только щелочи (растворимые основания). В этих

реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не

было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью.

Например, 3 NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3↓ + 3 NaCl

(осадок)

Нерастворимые в воде основания обычно получают действием щелочей на

растворимые соли металлов: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с

образованием оксида данного металла и воды: Ме(OH)n⎯⎯t→ МеO + H2O

другие - даже при комнатной температуре (например, гидроксид серебра - AgOH).

Растворимые основания (щёлочи) разложению не подвергаются.

Последовательность выполнения работы:

Внимание: Записи о наблюдаемых явлениях по всем опытам внесите в таблицу

по форме:

Что делали Что наблюдали Уравнения реакций Вывод

Уравнения запишите в молекулярном и ионном виде!!!

ОПЫТ 1. 1. В пробирку с сульфатом меди добавьте раствор гидроксида натрия.

2. Опишите наблюдаемое явление.

3. Сформулируйте вывод.

ОПЫТ 2. 1. Пробирку с полученным гидроксидом меди нагрейте в пламени спиртовки.

2. Опишите наблюдаемое явление.

3. Сформулируйте вывод.

Контрольные вопросы:

1. К какому типу относится проведенная реакция?

2. Какие вещества образуются в реакциях щелочей с солями?

3. Как называются растворимые в воде основания?

Форма отчета: письменное выполнение работы.

Лабораторная работа №11

Тема: Исследование свойств солей

Цель: исследование реакции обмена между солями, и явления гидролиза солей.

Оборудование: пробирка с раствором хлорида бария, пробирка с раствором

сульфата натрия; пробирки с растворами солей: карбоната натрия, хлорида натрия и

сульфата меди, универсальная индикаторная бумага.

Время выполнения: 45 минут

Краткие теоретические сведения

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными

остатками.

Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны

не атомы металла, а частицы NH4+. Примеры типичных солей приведены ниже.

NaCl – хлорид натрия, Na2SO4 – сульфат натрия, СаSO4 – сульфат кальция,

СаCl2 – хлорид кальция, (NH4)2SO4 – сульфат аммония.

Формула соли строится с учетом валентностей металла и кислотного остатка.

Практически все соли – ионные соединения, поэтому можно говорить, что в солях связаны

между собой ионы металла и ионы кислотных остатков: Na+Cl– – хлорид натрия Ca2+SO42–

– сульфат кальция и т.д.

Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла.

Главным в названии является кислотный остаток.

Все соли разделяются на средние, кислые и основные. Средние соли содержат

только атомы металла и кислотного остатка.

Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты

кислых солей не образуют.

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы

водорода.

Названия кислых солей содержат приставку "гидро" (от слова hydrogenium –

водород). Например,

NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, K2HPO4– гидрофосфат калия, KH2PO4 –

дигидрофосфат калия.

Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия

основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо". Ниже приведен пример,

показывающий отличие основных солей от обычных (средних):

Mg(OH)2 + 2 HCl= MgCl2 + 2 H2O

хлорид магния (средняя соль)

Mg(OH)2+HCl=Mg(OH)Cl+H2O

гидроксохлорид магния (основная соль)

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат

гидроксильные группы. Основные соли образуются только из многокислотных оснований.

Одноокислотные основания таких солей образовать не могут.

Например, ни в коем случае нельзя путать соду Na2CO3 и питьевую соду NaHCO3.

Если нечаянно использовать в пищу соду вместо питьевой соды, можно получить тяжелый

химический ожог.

В химии и в технике до сих пор сохраняется много старинных названий. Например,

каустическая сода – вовсе не соль, а техническое название гидроксида натрия NaOH. Если

обыкновенной содой можно почистить раковину или посуду, то каустическую соду ни при

каких обстоятельствах брать в руки или использовать в быту нельзя!

Соли можно получать различными способами.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде: NaOH + H2SO4 (избыток) =

NaHSO4 + H2O

Na3PO4 + 2H3PO4 (избыток) = 3NaH2PO4

Основные соли могут быть получены в щелочной среде: H2SO4 + 2Cu(OH)2

(избыток) = (CuOH)2SO4 + Na2SO4, 2CuSO4 + 2NaOH(недостаток) = (CuOH)2SO4 + Na2SO4

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят

в средние соли:

NaHSO4 + NaOH (избыток) = Na2SO4 + H2O, (CuOH)2SO4 + H2SO4 (избыток) =

2CuSO4 + 2H2O

Средние соли могут быть получены:

1) соединением металла и неметалла: 2Na + Cl2 = 2NaCl

2) соединением основного и кислотного оксидов: CaO + CO2 = CaCO3

3) вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2HCl = H2 + ZnCl2, Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

4) реакцией нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H2O

5) реакцией обмена: Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3

Многие соли подвергаются процессу под названием ГИДРОЛИЗ — реакция обмена

растворимых солей-электролитов с водой. Движущей силой процесса является

взаимодействие ионов, образующихся при диссоциации этих солей с водой, приводящее к

образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание

ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по

второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по

второй ступени протекает в ничтожной степени)

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется

нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания (необратимый):

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически

полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергается.

Последовательность выполнения работы:

Внимание: Записи о наблюдаемых явлениях по всем опытам внесите в таблицу

по форме:

Что делали Что наблюдали Уравнения реакций Вывод

Уравнения запишите в молекулярном и ионном виде!!!

ОПЫТ 1. 1. В пробирку с раствором сульфата натрия прилейте раствор хлорида бария.

2. Опишите наблюдаемое явление.

3. Сформулируйте вывод.

ОПЫТ 2.

1. Исследуйте с помощью индикатора среду в растворах следующих солей:

карбоната натрия, хлорида натрия и сульфата меди.

2. Опишите наблюдаемое явление.

3. Сформулируйте вывод.

Контрольные вопросы:

1. Почему важно знать не только название, но и химическую формулу солей?

2. Взаимодействием каких растворимых солей можно в результате реакции обмена

получить следующие соли: хлорид серебра, фосфат кальция?

3. Какие соли подвергаются обратимому гидролизу?

Форма отчета: письменное выполнение работы.

Лабораторная работа №12

Тема: Наблюдение взаимодействия оксидов металлов с кислотами

Цель: анализ характера взаимодействия металлов с кислотами

Оборудование: пробирка с оксидом меди, пробирка с серной кислотой, спиртовка.

Время выполнения: 45 минут

Краткие теоретические сведения Основные оксиды образуются только металлами. Некоторые из них легко

реагируют с водой, давая соответствующее основание:

Существует, однако, большое количество нерастворимых основных оксидов. Их

относят именно к основным оксидам благодаря реакциям с кислотами.

Оксиды, которые взаимодействуют с КИСЛОТАМИ с образованием соли и воды,

называются ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ.

Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними

кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

Кислота оксид соль вода

2 HCl + CaО= CaCl2+ H2O

2 H3PO4+ Fe2O3 = 2 FePO4 + 3H2O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют

соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в

реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины

(оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим

железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4,

которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

Последовательность выполнения работы:

1. В пробирку с черным порошком оксида меди добавьте 1 мл серной кислоты и

немного подогрейте в пламени спиртовки.

2. Опишите наблюдаемое явление. Записи внесите в таблицу по форме:

Что делали Что наблюдали Уравнения реакций Вывод

3. Сформулируйте вывод.

Контрольные вопросы: 1. Какое вещество всегда образуется в реакциях кислот с оксидами металлов?

2. Какое практической применение нашли реакции между основными оксидами и

кислотами?

Форма отчета: письменное выполнение работы.

Урок №46. Классы неорганических соединений. Контрольная

работа №4.

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №4

«Классы неорганических соединений»

Вариант №2

1. Распределите вещества по классам, назовите вещества:

Al2(SO4)3, K3PO4, H2SO3, Na2CO3, BaO, CO2, HI, Ca(OH)2, ZnSO4, SO3, HNO3, K2SO

4, H2CO3, NaOH, N2O5

2. Даны вещества: азотная кислота, оксид бария, гидроксид натрия, оксид

углерода(IV), оксид натрия. Какие из этих веществ будут взаимодействовать с соляной

кислотой?

3. Составьте уравнения к цепочке превращений

Cu→CuO→CuCl2→Cu(OH)2→CuO

4. Задача

Оксид углерода(IV) прореагировал с оксидом кальция массой 504 грамма. Найдите

массу образовавшейся соли.

Урок №47. Физические свойства металлов.

Урок №48. Химические свойства металлов. Л.Р. №13.

Урок №49. Способы получения металлов.

Если в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева провести диагональ от

бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к

ним же относятся элементы побочных подгрупп, выделены синим цветом), а справа

вверху – элементы-неметаллы (выделены желтым цветом). Элементы, расположенные

вблизи диагонали – полуметаллы или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают

двойственным характером (выделены розовым цветом).

Как видно из рисунка, подавляющее большинство элементов являются металлами.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых

отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя

при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое число

электронов (от 1 до 3) на внешнем энергетическом уровне. Для металлов характерны

низкие значения электроотрицательности и восстановительные свойства.

Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее

слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические

свойства усиливаются, т.к увеличивается радиус атомов (за счет увеличения числа

энергетических уровней). Это приводит к уменьшению электроотрицательности

(способности притягивать электроны) элементов и усилению восстановительных свойств

(способность отдавать электроны другим атомам в химических реакциях).

Типичными металлами являются s-элементы (элементы IА-группы от Li до Fr. элементы

ПА-группы от Мg до Rа). Общая электронная формула их атомов ns1-2. Для них

характерны степени окисления + I и +II соответственно.

Небольшое число электронов (1-2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных

металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных

восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности.

Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных

металлов.

Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов

образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения

типичных металлов с неметаллами — это ионные кристаллы «катион металлаанион

неметалла», например К+ Вг—, Сa2+ О2-. Катионы типичных металлов входят также в

состав соединений со сложными анионами — гидроксидов и солей, например, Мg2+(OН—

)2, (Li+)2СO32-.

Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Ве-

Аl-Gе-Sb-Ро, а также примыкающие к ним металлы (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не проявляют

типично металлических свойств. Общая электронная формула их атомов ns2np0-

4 предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность

удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной

способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях

окисления (характерные примеры — соединения Тl III, РbIV, Вiv). Подобное химическое

поведение характерно и для большинства (d-элементов, т. е. элементов Б-групп

Периодической системы (типичные примеры — амфотерные элементы Сr и Zn).

Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических

(основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом

состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно

ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами). В растворе эти

связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично).

Например, металл галлий состоит из молекул Ga2, в твердом состоянии хлориды

алюминия и ртути (II) АlСl3 и НgСl2 содержат сильно ковалентные связи, но в растворе

АlСl3 диссоциирует почти полностью, а НgСl2 — в очень малой степени (да и то на ионы

НgСl+ и Сl—).

Общие физические свойства металлов

Благодаря наличию свободных электронов («электронного газа») в кристаллической

решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1) Пластичность — способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку,

прокатываться в тонкие листы.

2) Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных

электронов с падающими на металл светом.

3) Электропроводность. Объясняется направленным движением свободных электронов

от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности

потенциалов. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением

температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки,

что затрудняет направленное движение «электронного газа».

4) Теплопроводность. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов,

благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла.

Наибольшая теплопроводность — у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные

металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус

атома. Самый легкий — литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3).

Металлы, имеющие плотность менее 5 г/см3 считаются «легкими металлами».

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -

39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше

1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me0 – nē → Men+

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-

восстановительных реакциях в водных растворах.

I. Реакции металлов с неметаллами

1) С кислородом:

2Mg + O2 → 2MgO

2) С серой:

Hg + S → HgS

3) С галогенами:

Ni + Cl2 –t°→ NiCl2

4) С азотом:

3Ca + N2 –t°→ Ca3N2

5) С фосфором:

3Ca + 2P –t°→ Ca3P2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li + H2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Реакции металлов с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают

кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) С кислотами-окислителями:

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной

с металлами водород никогда не выделяется!

Zn + 2H2SO4(К) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

4Zn + 5H2SO4(К) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(К) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H2SO4(к) + Сu → Сu SO4 + SO2 + 2H2O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO3(к) + Сu → Сu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

III. Взаимодействие металлов с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое

основание (щелочь) и водород:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H2O → Ca(OH)2 + H2

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn + H2O –t°→ ZnO + H2

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) — не реагируют.

IV. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из

растворов их солей:

Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2

Fe+ CuSO4 → Cu+ FeSO4

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси — сплавы, в

которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого.

Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей

машин, сплавы же меди с цинком (латунь) являются уже достаточно твердыми и широко

используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и

достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят

сплав с магнием, медью и марганцем — дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных

свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в

авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это широко

известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная

способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной

оксидной пленкой, в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов,

как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется

не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и

нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под

действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка (ржавчина),

образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему

окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах

образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в

концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с

кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной

кислоте — металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов

переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления

данного элемента в соединениях (Nа+, Са2+,А13+,Fе2+ и Fе3+)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений.

Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами,

но Сu, Аg и Нg — только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи —

«царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их коррозия, т. е. активное

разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней

кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных

изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в

порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО2 и

SО2; создается кислотная среда, и катионы Н+ вытесняются активными металлами в виде

водорода Н2 (водородная коррозия).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов

(контактная коррозия). Между одним металлом, например Fе, и другим металлом,

например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток

электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к

менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое

оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо

быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей

контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не

ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более

активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более

активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или

изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо

и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь), имеют высокую коррозионную

стойкость.

Общие способы получения металлов в промышленности:

• электрометаллургия, т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее

активных металлов) или растворов солей;

• пирометаллургия, т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре

(например, получение железа в доменном процессе);

• гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными

металлами (например, получение меди из раствора СuSO4 действием цинка, железа или

алюминия).

В природе иногда встречаются самородные металлы (характерные примеры — Аg, Аu, Рt,

Нg), но чаще металлы находятся в виде соединений (металлические руды). По

распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных —

Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до самых редких — Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.

Лабораторная работа №13

Тема: Наблюдение взаимодействия металлов с солями

Цель: исследование характера взаимодействия металлов с солями

Оборудование: пробирка с раствором сульфата меди, гранула ци

Краткие теоретические сведения Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее

металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

Активные металлы вытесняют из солей менее активные. В ряду напряжений

металлы расположены в порядке убывания активности:

Li, К, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической

активности и процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное

осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) в общих

чертах была известна уже алхимикам. Определенный вклад в изучение этих процессов внес

русский ученый Н.Н. Бекетов.

Так как эти реакции протекают в водных растворах, для опытов нельзя применять

такие металлы как литий, натрий, калий, барий и другие активные металлы, которые при

обычных условиях реагируют с водой.

Если в колбу с раствором сульфата меди II (CuSO4) опустить гранулы цинка Zn, то

раствор в колбе начнёт менять цвет. По истечении часа раствор полностью изменит цвет,

значит, сульфата меди там совсем не осталось. Активный металл цинк заместил медь в

сульфате и образовал новую соль. На цинке медь выделилась в виде рыхлой бурой массы.

При этом цинк окислился, а медь восстановилась.

Последовательность выполнения работы:

1. В пробирку с сульфатом меди опустите гранулу цинка.

2. Опишите наблюдаемое явление. Записи внесите в таблицу по форме:

Что делали Что наблюдали Уравнения реакций Вывод

3. Сформулируйте вывод.

Контрольные вопросы:

1. К какому типу относится данная реакция?

2. Составьте уравнение взаимодействия хлорида меди с железом.

Форма отчета: письменное выполнение работы.

Урок № 50. Металлы. Контрольная работа №5.

Контрольная работа №5

по теме: «Металлы».

в виде тестовых заданий

“3” - 8 баллов, “4” - 11 баллов, “5” -16 балл.

Вариант 2.

Часть А.

При выполнении заданий выберите номер одного правильного ответа.

1. 1б Наиболее ярко металлические свойства проявляет

1)Ca 2)Be 3)Mg 4)K

2. 1б Ряд, в котором элементы расположены в порядке уменьшения их атомного

радиуса:

1) Al→Mg→Na 3) K→Na→Li

2) Ca→Ba→Be 4) Ca→ K→Al

3. 1б Электронная конфигурация внешнего электронного слоя2s22p1 соответствует

атому

1) алюминия 2) бора 3) скандия 4) калия

4. 1б Реактивом на ион 3Fe является ион

1) Cl 2) Na 3) OH 4) 2

3CO

5. 1б Наиболее активно с водой при комнатной температуре будут

взаимодействовать оба металла из пары

1) K и Cu 2) Na и K 3)Na и Zn 4)Cu и Hg

6. 1б С растворами кислот будут взаимодействовать оба металла

1)K и Cu 2) Na и Hg 3) Zn и Ni 4)Cu и Hg

7. 1б При взаимодействии магния с водой образуется

1) Соль и вода 3) оксид металла и водород

2) основание и водород 4) реакция не протекает

8. 1б Для вытеснения меди из раствора её соли, можно использовать

1) калий 3) железо

2) золото 4) натрий

Часть В.

В1. 4б Установите соответствие между правой и левой частями уравнений

1) CaCl2+2NaOH→ А) FeCl2+H2↑

2) 2K+2H2O→ Б) FeCl3+H2↑

3) 3NaOH+FeCl3→ B)Ca(OH)2↓+2NaCl

4) 2HCl+Fe→ Г) 3NaCl+Fe(OH)3↓

Д) 2KOH+H2↑

В2. 5б Какая масса осадка образуется при взаимодействии 4г гидроксида натрия с

127г хлорида железа (II)?

Урок № 51. Неметаллы – простые вещества. Л.Р. №14.

Урок № 52. Галогены

Урок № 53.Окислительно-восстановительные свойства неметаллов.

Положение неметаллов в периодической системе.

Как же определить, относится вещество к металлам или к неметаллам? Если внимательно

посмотреть на Периодическую систему Д.И. Менделеева и провести условную диагональ

от водорода через бор до астата и неоткрытого пока элемента № 118, таблица

неметаллов займет правый верхний угол. Каждый горизонтальный период таблицы

заканчивается элементом с завершенным внешним энергетическим уровнем. Эта группа

элементов носит название благородные газы и имеет особые свойства. При рассмотрении

электронного строения неметаллов можно заметить, что энергетические уровни атома

заполнены электронами больше чем на 50% (исключение – бор), и у элементов,

расположенных в таблице справа налево количество электронов на внешнем уровне

увеличивается. Поэтому в химических реакциях эта группа веществ можетбыть как

акцептором электронов с окислительными свойствами, так и донором электронов

с восстановительными свойствами. Вещества, образующие диагональ бор-кремний-

германий-мышьяк-теллур, являются уникальными, и в зависимости от реакции и реагента

могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства.

Их называют металлоиды. В химических реакциях они проявляют преимущественно

восстановительные свойства. Простота и доступность изложения курса органической

химии, большое количество иллюстраций, а также разнообразные вопросы упражнения

и задачи способствуют успешному усвоению учебного материала. Учебник соответствует

Федеральному государственному образовательному стандарту среднего общего

образования. Купить Физические свойства неметаллов. Аллотропия Если смотреть

на металлы, то невооруженным глазом можно заметить общие свойства — металлический

блеск, твердое агрегатное состояние (исключение — жидкая ртуть), тепло-

и электропроводность. С неметаллами все намного сложнее. Они могут иметь

молекулярное и немолекулярное строение. Благодаря различиям в строении, простые

вещества неметаллы существуют в трех агрегатных состояниях: Молекулярные: Летучие,

газообразные, бесцветные кислород, водород. Газообразные, окрашенные хлор, азот, фтор.

Единственный жидкий представитель — темно-красный бром. Твердые, но хрупкие

вещества с невысокой температурой плавления — кристаллы йода, серы, белого фосфора.

Немолекулярные: Твердые вещества с высокой температурой плавления — кремний,

графит, алмаз и красный фосфор. Большинство из неметаллических веществ плохо

проводят электричество и тепло. Исключением является графит — разновидность

углерода. Аллотропия — уникальная способность неметаллического элемента

образовывать несколько простых веществ. В естественной среде существуют аллотропные

модификации элементов, которые отличаются физическими и химическими свойствами.

К ним относятся озон и кислород, графит и алмаз.

Химические свойства неметаллов.

Как мы разобрали выше, группа неметаллов довольно полиморфна и в зависимости от типа

реакций, в которых они участвуют, могут проявлять и окислительные,

и восстановительные свойства. Фтор — исключение в этом ряду. Он всегда окислитель.

В ряду F,O,N,CL,Br,I,S,C,Se,P,As,Si,H окислительные свойства уменьшаются.

Восстановительные свойства кислород может проявлять только в отношении фтора.

Реакции с металлами. В этом типе реакций проявляются окислительные свойства

и неметаллы принимают электроны с образованием отрицательно заряженных частиц.

Са + Сl2 = СаСl2

Са + O2 = СаO2 Na + Сl2 = Na+Сl2

Реакции с водородом

Практически все неметаллы реагируют с водородом. Лишь благородные газы составляют

исключение для реакций данного типа. Продуктом реакции являются летучие водородные

соединения:

Cl2 + H2 = 2HCl С + 2Н2 = СН4

Реакции с кислородом

. Неметаллы образуют кислотные или несолеобразующие оксиды.

S + O2 = SO2 P + 5O2 = 2P2O5

Взаимодействие с водой и кислотами для неметаллов не характерно.

История открытия неметаллов. Медная посуда, железные орудия труда, золотые украшения — издавна человек

замечал, что у всех этих веществ есть определенные общие свойства: они проводят тепло

и электрический ток; для них характерен металлический блеск; благодаря пластичности

и ковкости им можно придать любую форму; для всех веществ характерна металлическая

кристаллическая решетка. В противовес металлам были и другие вещества, не обладающие

металлическими свойствами, и названные соответственно неметаллами. Практически

до конца XVII века ученым-алхимикам было известно всего лишь два вещества-

неметалла — углерод и сера. В 1669 году Бранд в поисках «философского камня» открыл

белый фосфор. И за короткий период с 1748 по 1798 годы было открыто около 15 новых

металлов и 5 неметаллов. Попытки открытия фтора стоили исследователям не только

здоровья, но и жизни. Деви, братья Кнокс, Гей-Люссак — это неполный список жертв

науки, что потеряли здоровье в попытках выделить фтор из плавикового шпата. Лишь

в 1886 году Муассан решил сложную задачу способом электролиза. И получил первый

галоген, а ещё – ядовитый хлор. Во времена Первой мировой войны его использовали как

оружие массового поражения. В настоящее время открыто 22 неметаллических элемента.

Лабораторная работа №14

Тема: Исследование свойств неметаллов

Цель: исследование некоторых свойства неметаллов.

Оборудование: пробирки с: графитом, красным фосфором (кусочек намазки

спичечного коробка), серой; 3 пустые пробирки, колба с водой.

Краткие теоретические сведения Неметаллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами,

которые занимают правый верхний угол Периодической системы. Расположение их в

главных подгруппах соответствующих периодов следующее. Характерной особенностью

неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем

энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к

присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной

активности, чем у металлов.

При обычной температуре неметаллы могут быть в разном агрегатном состоянии –

твердые - S –сера, P-фосфор, I –иод, C-алмаз и графит; жидкие - Br-бром; газообразные-

O2-кислород, H2 - водород, N2- азот, Cl2-хлор, F2-фтор.

Многие не проводят электрический ток (кроме графита и кремния), не проводят

тепло. В твердом состоянии неметаллы - хрупкие, не имеют металлического блеска

(кроме иода-I2 графита-C и кремния Si). Цвет охватывает все цвета спектра

(красный-красный фосфор, желтый – сера, зеленый - хлор, фиолетовый – пары йода).

Tемпература плавления изменяется в огромном интервале tпл(N2) = -2100C, а

tпл(Алмаз) =37300С

Многие неметаллы образуют аллотропые модификации(т.е.формы). Способность

атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется

аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями, или

модификациями. Причина аллотропии - строение молекулы или строение кристаллической

решетки

В молекулярной форме в виде простых веществ в природе встречаются азот,

кислород и сера. Чаще неметаллы находятся в химически связанном виде: это вода,

минералы, горные породы, различные силикаты, фосфаты, бораты.

Неметаллы существенно различаются по распространённости в земной

различаются. Наиболее распространёнными являются кислород, кремний и водород, к

редким относятся мышьяк, селен, йод.

Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и

восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в

котором они принимают участие. Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора

– не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства,

другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей

степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор,

преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний,

фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства

имеют азот, сера, йод.

С водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например,

фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, метан CH4. При растворении в воде

водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же

формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они

проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO2,

N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным оксидам соответствуют

кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он

проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее

азотистойHNO2, а серная кислотаH2SO4 сильнее сернистойH2SO3.

Неметаллы могут при определенных условиях реагировать между собой.

Последовательность выполнения работы:

Заполните таблицу, вписав в первую колонку пять неметаллов и найдя

сведения о них в информационных источниках

Название,

формула

Агрегатное

состояние

Цвет Запах Растворимость

в воде

Контрольные вопросы:

1. Перечислите отличия свойств неметаллов и металлов

2. Дайте определения терминам: акцептор, донор, металлоиды с позиции

окислительно-восстановительных свойств.